Prvky p2, p1 – tetrely, triely

 

Zařazení v PSP, charakteristika uhlíku, křemíku, výskyt, sloučeniny, vlastnosti. Nejdůležitější sloučeniny cínu a olova. Bór, hliník – charakteristika, sloučeniny, slitiny, aluminotermie, použití.

p¹ prvky – triely

• prvky 13. skupiny, patří mezi ně B, Al, Ga, In, Ti, obec. konfigurace – ns² np¹ → 3 valenční elektrony
• jsou to nepřechodné prvky, Bor je polokov, zbytek kovy. Xx. číslo je ⁺³, Titan má hlavní ⁺¹
• S rostoucím Z roste kovový charakter Istálost sloučenin s ox. číslem ⁺¹ a klesá stálost slouč. s číslem ⁺³

p² prvky – tetrely

• prvky 14. skupiny, patří mezi ně C, Si, Ge, Sn, Pb, C je nekov, Si a Ge polokovy, Sn a Pb kovy
• obec. konfigurace je ns² np² → 4 valenční elektrony, ox. čísla hlavně ⁺⁴ (2x se excituje), Pb má hlavně ⁺²

Uhlík

Vlastnosti

• vytváří dlouhé řetězce (organika), je málo reaktivní
• s prvky reaguje až za vyšších teplot, má schopnost vytvářet násobné vazby
• jako jediný ze všech prvků PSP se dokáže spojovat do rozmanitých řetězců → dva uhlíky se můžou spojit jednoduchou, dvojnou nebo trojnou kovalentní nepolární vazbou do lineárních, větvených nebo cyklických řetězců; na takovéto řetězce lze navíc napojit další struktury nebo nahradit atomy uhlíku jinými → příčina tak velkého množství organických sloučenin
• technické formy (koks, uhlí, saze) → k reakcím
• vysoká t_t, index lomu, tvrdost (diamantová forma), nerozpustný ve vodě; vysoce hořlavý, tepelně vodivý
• 2 izotopy: , – radioaktivní s dlouhým poločasem rozpadu → k určování stáří kostí (organ. látky)

Výskyt

• Volný

 

• grafit (tuha) – vrstevnatá struktura → každý atom C se váže se třemi sousedními → vytvářejí vrstvu, mezi vrstvami van der Waalsovy síly, 4. atom se volně pohybuje mezi nimi → měkký, vodivý
  • otírání grafitu umožňuje posouvání vrstev po sobě
  • užití: psaní nebo místo vazelíny do ložisek, při tavení kovů (nehoří – až při 690°C)na elektrody
• diamant – nejtvrdší přírodní látka, ale velmi křehký (víc než grafit), má silné vazby, je to tetraedr – všechny 4 valenční elektrony vzájemně provázány kovalentními (nepolárními) vazbami o velké pevnosti (každý atom C se váže se čtyřmi sousedními; tvar osmistěnu)
  • nevodivý, velmi stálý
  • užití: broušení, v bižuterii a za teploty 800°C na vzduchu hoří = důkaz diamantů.
• uměle připravené modifikace: fullereny (název podle architekta Fullera)
  • uhlík, který má strukturu fotbalového míče, tvrdší než grafit
  • v aerobním prostředí nestálé → uchovávají se v toluenu
• téměř 100% uhlíky:
  • koks – k výrobě kovů, hl. Fe
  • saze – vznik spalováním ropných produktů, slouží k výrobě pneumatik → C + S + kaučuk

• aktivní (živočišné) uhlí
• • karbonová vlákna – lehčí, pružné → rakety

• Vázaný ve sloučeninách

• uhličitany – CaCO₃ = kalcit, vápenec, MgCO₃ = magnezit, CaCO₃ . MgCO₃ = dolomit

 

• oxidy uhlíku
• organické sloučeniny (C = základní stavební jednotka všech organických sloučenin)
  • uhlí, ropa, zemní plyn, bílkoviny → biogenní prvek

Sloučeniny

• Bezkyslíkaté

 

• oxidační číslo uhlíku ve většině bezkyslíkatých sloučeninách: ^–4, základ organické chemie.
• karbidy (acetylidy) – tuhé látky, připravují se za vysokých teplot: SiO₂ + 3C → SiC + 2CO
  • původ v acetylenu (HC≡CH) → vyčíslování podle pravidel u organických sloučenin
  • vznik: reakce s prvky o nižší elektronegativitě, než má sám uhlík → tzn. kovy, B, Si, …
  • CaC₂– karbid vápníku
    • výroba: CaO + 3C → (t) → CaC₂ + CO
    • užití k výrobě acetylenu (CaC₂ + 2H₂O → CH CH + Ca(OH)₂)
  • SiC – karbid křemíku = karborundum – tvrdý, brusný materiál (na kosu)
• halogenidy CX₄ (X = halogen)
  • vznik: halogenace oxidů uhlíku, methanu
  • CCl₄ – chlorid uhličitý (tetrachlormethan) – jedovatá kapalina, has. přístroje, nepolární rozpouštědlo
  • CS₂ – sirouhlík, těkavá zapáchající kapalina, jedovatý. C + 2S → CS₂
    • k výrobě hedvábí, celofánu, rozpouštědlo tuků
• kyanidy XCN
  • soli kyseliny kyanovodíkové (HCN), prudce jedovaté
  • KCN – kyanid draselný
    • účastí se komplexotvorných reakcí (donor = C) → vznik komplexních kyanidů
    • např. hexykyanoželeznatan draselný … K₄[Fe(CN)₆] = tzv. žlutá krevní sůl

• Kyslíkaté

 

• oxidační číslo uhlíku v oxosloučeninách: ⁺², ⁺⁴
• CO – oxid uhelnatý
  • vznik: nedokonalé spalování uhlíku (při nedostatku vzduchu nebo za vysokých teplot)
  • zprvu vznikající CO₂ se uhlíkem redukujeCO₂(g) + C(s) → 2CO(g)
  • C(s) + O₂(g) → CO₂(g)
  • příprava: tepelný rozklad HCOOH → CO + H₂O
  • značně reaktivní plyn, jedovatý, bezbarvý, bez chuti i zápachu
  • má schopnost vázat se na hemoglobin, a to silněji než kyslík → zabraňuje přenosu O₂ → udušení
  • silné redukční účinky Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂
  • složka průmyslově důležitých plynů → generátorový plyn, vodní plyn, součást výfukových plynů
• CO₂ – oxid uhličitý
  • bezbarvý, bez chuti i zápachu, není jedovatý, ale je nedýchatelný. Pokud je jeho obsah ve vzduchu > 10% → ospalost až smrt. Nehořlavý. Uvolňuje se při dýchání, kvašení, tlení. Je to konečný produkt spalování každé organické látky. Přepravuje se v lahvích s černým pruhem
  • vznik: dokonalé spalování uhlíku C + O₂ → CO₂
  • příprava: CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O +CO₂ (ochlazování)
  • výroba za vysoké teploty: CaCO₃ → CaO + CO₂ (900-1000°C → vzniká pálené vápno)
  • těžší než vzduch → klesá k zemi → do hasicích přístrojů (hasí a ochlazuje). Za běžné teploty poměrně stálý → málo reaktivní. Silným ochlazením sublimuje → vznik pevného CO₂ = suchý led (70°C)
  • reakce s vodou → umělý var → dýmotvorné efekty
  • směs suchého ledu a acetonu/methanolu = chladící směs
• H₂CO₃ – kyselina uhličitá
  • CO₂ + H₂O → H₂CO₃
  • nestálá, dvojsytná, slabá kyselina, její soli jsou uhličitany a hydrogenuhličitany
  • uhličitany – většinou rozpustné ve vodě kromě Na₂CO₃, K₂CO₃ a (NH₄)2CO₃, rozkládají se teplem nebo působením silnějších kyselin
  • Na₂CO₃ (kalcinová soda) – výroba: Solvayův způsob:

NaCl + H₂O +CO₂ + NH₃ → NaHCO₃ + NH₄Cl

2NaHCO₃ → (t) → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ (kalcinace)

• užití: výroba skla, boraxu, vodního skla a mýdel, prací prostředky, změkčování vody – váže na sebe ionty nerozpustné ve vodě a předá jim Na, které jsou už ve vodě
• Uhličitan draselný K₂CO₃ = potaš → výroba skla a mýdel, prací prostředky, změkčování vody (váže ne sebe ionty nerozp. ve vodě a předá jim Na, které jsou už ve vodě.
• (NH₄)CO₃ – kypřící prášek
• Uhličitan vápenatý CaCO₃
  • krystalizuje ve třech modifikacích: kalcit, aragonit, vápenec → mramor. Ve vodě málo rozpustný
  • výroba páleného vápna = tepelný rozklad uhličitanu vápenatého v pecích (vápenky)

CaCO₃ → CaO + CO₂    

CaO + H₂O → Ca(OH)₂ (pálené vápno → malta).

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ (tvrdnutí malty)

• příčina KRASOVÝCH JEVŮ

Krasové jevy:

CaCO₃ + H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂

• slabá kyselina uhličitá, tím jak prosakuje vápencem, vápenec přeměňuje na rozpustný hydrogenuhličitan vápenatý → ve vápenci „vyžírá“ dutiny (jeskyně). Pokud se hydrogenuhličitan vápenatý dostane na strop už nějaké vytvořené dutiny, začne se díky změně tlaku zpátky přeměňovat na oxid uhličitý, vodu a uhličitan vápenatý. Uhličitan vápenatý zůstane na stropě jeskyně → vznik krápníků → voda odkape na zem → oxid uhličitý vyletí do ovzduší a usadí se na dně dutiny (protože je těžší než vzduch)
  • hydrogenuhličitany – rozpustné ve vodě
    • NaHCO₃ jedlá soda → použití: při zvýšené kyselosti žaludečních šťáv, součást kypřících prášků, šumák
    • Ca(HCO₃)₂ – jeho vápenaté kationty – přechodnou tvrdost vody (protože je ve vodě rozpuštěný) a vodní kámen – odstraňuje se povařením: Ca(HCO₃)₂ → (var) → CaCO₃ + H₂O + CO₂

Křemík

Vlastnosti

• struktura podobná diamantu, lesklý, tvrdý, křehký, polovodič (vodivost stoupá s rostoucí teplotou, za normálních podmínek málo reaktivní)
• reaguje s HNO₃, HF a alkalickými hydroxidy: Si + 4NaOH → Na₄SiO₄
• užití: polovodičové součástky (diody, tranzistory), slitina Si + Fe = ferosilicium ( → * železa a oceli)
• polovodič → jeho vodivost stoupá s teplotou
• velmi málo reaktivní, s jinými prvky reaguje až za velmi vysokých teplot

Výskyt

• v přírodě pouze v anorganických sloučeninách
  • SiO₂ = křemen → stavebnictví.
  • hlinitokřemičitany (olivíny, živec, augit, amfibolit, jíly, kaolin), křemičitany (ortoklas)Výroba: v elektrické peci redukce křemene uhlíkem
  • Příprava: 3SiO₂ + 4Al → 3Si + 2Al₂O₃

Sloučeniny

• Bezkyslíkaté

 

• silicidy – sloučeniny křemíku s kovy (obdoba karbidů). Atomy Si mají menší schopnost řetězení než C
  • Mg₂Si
• silany – sloučeniny křemíku s vodíkem → SiH₄, Si₂H (monosilan, disilan)
• silikony – tmely, lepidla

• Kyslíkaté

 

• oxidační číslo křemíku v oxosloučeninách:⁺⁴
• vazby Si–O velmi pevné → stabilní sloučeniny Si-O-Si-O
• oxid křemičitý SiO₂
  • pevná látka s polymerní strukturou, velmi vysoká teplota tání (1705 °C), jedna z nejstálejších sloučenin vůbec
  • krystalická mřížka tvořená z tetraedrů SiO₄ (O₄^4-) spojených atomy kyslíků
  • užití: stavebnictví (písek), výroba skla, porcelánu
  • podle uspořádání tetraedrů rozlišujeme modifikace
    • křemen – v přírodě se vyskytuje v několika odrůdách (barvu způsobují příměsi): Bezbarvý = křišťál, fialový = ametyst, žlutý = citrín, hnědý = záhněda, růžový = růženín
    • tridymit, cristobalit … křemen → (870st) → tridymit → (1470st) → cristobalit
  • odolný vůči vodě i kyselinám kromě HF
    • křemičitany X₂SiO₃ – vznikají tavením SiO₂ s uhličitany nebo hydroxidy alkalických kovů, rozp. ve vodě
      • SiO₂ + XCO₃ → X₂SiO₃ + CO₂
      • vodní sklo: vodný roztok křemičitanů alkalických kovů
        • výroba: tavení písku se sodou nebo potaší. Užití: konzervační, tmelící a impregnační prostředek

Cín

• v přírodě pouze v anorganických sloučeninách: oxid cíničitý SnO₂ = cínovec, kasiterit

 

• uměle připravené modifikace:
  • alfa = šedý cín – prášek (pod 13°C – nádoby na zámcích musely být fakt v chladu)
  • bílý cín – měkký, stříbrolesklý kov
  • gama
• stříbrolesklý, nekoroduje, tažný, kujný (staniol), odolný na vzduchu, vůči ředěným kyselinám a hydroxidům
• užití: pocínování → plechovky. Výroba staniolu a slitin: Cu + Sn = bronz, Sn + Pb = pájka (pájecí kov)

Olovo

• v přírodě pouze v anorganických sloučeninách: sulfid olovnatý – PbS = galenit, leštěnec
• šedomodrý kujný kov, měkký, tažný, lze válcovat na plechy. Nekoroduje, nerozpouští se ve zředěných kyselinách, díky ox. vlastnostem HNO₃ se rozpouští v ní. tvoří Pbt² (stálejší), Pb⁺⁴ (ox. činidla) sloučeniny
• užití: výroba akumulátorů, ochrana proti RTG záření
• získání Pb: PbS zahřejeme koksem a převedeme na oxid.
• všechny sloučeniny jsou jedovaté: oxid olovičitý PbO₂ – kladná elektroda v akumulátorech

Bor

• ox. čísla -3, 3, v přírodě pouze v anorganických sloučeninách – Na₂[B₄O₅(OH)₄].8H₂O = borax

 

• pevný, tvrdý, žáruvzdorný, vysoký bod tání, polovodič. Hlavně 3vazný
• příprava: redukce bromidu vodíku 2BBr + 3H₂ → 2B + 6HBr

Sloučeniny

• kyselina boritá H₃BO₃ – bezbarvá krystalická látka (tvoří šupinkovité průhledné krystalky), slabá, málo rozpustná v H₂O – vodný roztok = borová voda – antiseptické účinky → lékařství – oči
• boritany: borax – využití: výroba smaltovaných nádob, při přípravě glazur v keramice, pájení kovů

Hliník

• stříbrošedý, měkký, malá hustota → lehký, tep i el. vodič, kujný (válcuje se na alobal), odolný korozi (vrstvička Al₂O₃ brání další oxidaci a reaktivnosti). Pevnost se zvyšuje přísadou jiných kovů
• eloxování – umělé zesílení vrstvy oxidu anodickou oxidací
• 3 nejrozšířenější prvek zemské kůry (po kyslíku a křemíku), v přírodě pouze v anorganických sloučeninách:
• oxid hlinitý Al₂O₃ = korund
• • hydratovaný oxid hlinitý Al₂O₃.nH₂O = bauxit (hornina)
  • hlinitokřemičitany – živce – albit (sodný živec Na[AlSi₃O₈]), ortoklas (draselný živec K[AlSi₃O₈])

• hexafluorohlinitan sodný Na₃[AlF₆] = kryolit
• amfoterní prvek = reaguje s kyselinami i hydroxidy za vzniku solí/hydroxohlinitanů a vodíku2Al(s) + 2NaOH(s) + 6H₂O → 2Na[Al(OH)]₄(aq) + 3H₂(g)
• 2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl₃(aq) + 3H₂(g)
• v koncentrované HNO₃ se pasivuje (tenká vrstva oxidu nebo soli)

• výroba:
  • elektrolýza taveniny směsi Al₂O₃ a Na₃AlF₆ (kryolit) při t=950st. Elektrody – C i ocelová vana.
    • kryolit slouží jako tavidlo → snižuje teplotu tání směsi. Hlinité kationty se redukují na katodě.
    • Žďár nad Hronom

 

• užití: aluminotermická výroba některých kovů, vodiče, nádobí + jiné užitkové předměty, alobal, Dural (Al + Mg + Cu + Mn) → lehký, rámy u kol

Sloučeniny

• ox.číslo ⁺³
• halogenidy
  • AlF₃ – iontová sloučenina. Ostatní halogenidy tvoří kovalentní dimerní molekuly Al₂X₆

• oxid hlinitý Al₂O₃ = korund
  • amfoterní látka, jedna z nejtvrdších látek, absorpční činidlo v chromatografii, amfoterní látka
  • několik odrůd: rubín – červený (příměs: chrom; do laserů jako zdroj monochromatického světla), safír zelený

 

• hydroxid hlinitý Al(OH)₃ – amfoterní:
  • reakce s kyselinami (chová se jako zásada) → vznik hlinitých solí:
    • neutralizace: 2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O
  • reakce s hydroxidy (chovají se jako kyseliny) → vznik hydroxohlinitanů
    • Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH) ₄] – hydroxohlinitan sodný
  • hlinité soli:
    • silných kyselin: rozp. ve vodě, jejich vodné roztoky kyselé. Slabých kyselin – zásadité
    • Al(SO₄)₃ – flokulant – čistí špinavou vodu (bazény)ALUMINOTERMIE
  • děj, který je založen na schopnosti Al vázat na sebe kyslík z oxidů jiných kovů (Mn, Mo, Cr, V) → redukuje jiné kovy s vysokou teplotou tání → probíhá za vysoké teplotyCr₂O₃ + 2Al → 2Cr + Al₂O₃
  • 3Mn₃O₄ + 8Al → 9Mn + 4Al₂O₃